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■ Das Wichtigste in Kürze: (a) Die Grundlage jeder Diskussion der Atomstruktur ist das Atommodell: Negativ geladene Elektronen besetzen Atomorbitale, die schalenförmig um einen positiv geladenen Atomkern angeordnet sind. (b) Das Periodensystem stellt Ähnlichkeiten der Elektronenkonfigurationen von Atomen heraus, die wiederum zu Ähnlichkeiten in deren physikalischen und chemischen Eigenschaften führen. (c) Einatomige Ionen sind elektrisch geladene Atome und werden durch ihre Oxidationszahlen gekennzeichnet.

Materie besteht aus Atomen. Ein Atom eines Elements ist durch seine Kernladungszahl Z charakterisiert, die Zahl der Protonen in seinem Atomkern. Die Zahl von (neutralen) Neutronen im Atomkern ist in engen Grenzen variabel; die Nukleonenzahl (die häufig auch Massenzahl genannt wird) A eines Atoms ist die Gesamtzahl der Protonen und Neutronen (die zusammen auch als Nukleonen bezeichnet werden) in seinem Kern. Atome mit derselben Kernladungszahl aber unterschiedlichen Nukleonenzahlen sind Isotope desselben Elements.

Nach dem Atommodell besteht ein Atom mit der Kernladungszahl Z aus einem Atomkern mit der Ladung +Ze umgeben von Z Elektronen mit der Ladung –e (e ist die Elementarladung, deren Zahlenwert – zusammen mit den Zahlenwerten anderer Naturkonstanten – auf der vorderen inneren Umschlagseite des Buches zu finden ist). Diese Elektronen liegen in Atomorbitalen vor, d. h. Raumbereichen, in denen sie mit hoher Wahrscheinlichkeit anzutreffen sind, wobei nie mehr als zwei Elektronen dasselbe Orbital besetzen dürfen. Die Atomorbitale sind in Schalen um den Atomkern angeordnet. Jede Schale wird durch ihre Hauptquantenzahl n D 1, 2,... gekennzeichnet und besteht aus n² einzelnen Orbitalen, die in n Unterschalen unterteilt sind. Diese Unterschalen und die in ihnen enthaltenen Orbitale werden mit s, p, d und f bezeichnet. Für alle neutralen Atome außer Wasserstoff besitzen die Unterschalen einer bestimmten Schale geringfügig unterschiedliche Energien.

Die sequenzielle Besetzung der Orbitale in den aufeinander folgenden Unterschalen führt zu periodischen Ähnlichkeiten der Elektronenkonfigurationen der Atome, d. h. der Auflistung der besetzten Atomorbitale, wenn man sie nach ihrer Kernladungszahl ordnet. Dies führt zu der Anordnung der Elemente im Periodensystem (das auf der hinteren inneren Umschlagseite gezeigt ist). Die Spalten des Periodensystems werden als Gruppen bezeichnet und heutzutage von 1 bis 18 nummeriert. Die Zeilen im Periodensystem nennt man Perioden, wobei die Nummer der Periode der Hauptquantenzahl der äußersten in den Atomen besetzten Schale entspricht (der sogenannten Valenzschale). Das Periodensystem ist in s-, p-, d- und f-Blöcke unterteilt, die den zuletzt besetzten Unterschalen in den jeweiligen Atomen entsprechen. Die Elemente des d-Blocks (vor allem die Elemente der Gruppen 3–11 im d-Block) werden als Übergangsmetalle bezeichnet; die des f-Blocks (der nicht mehr in nummerierte Gruppen unterteilt wird) werden manchmal innere Übergangsmetalle genannt. Die erste Zeile des f-Blocks (Periode 6) enthält die Lanthanoiden (oft immer noch als „Lanthaniden“ bezeichnet), die zweite Zeile (Periode 7) die Actinoiden (immer noch häufig „Actiniden“ genannt). Manche der Gruppen tragen vertraute Namen: Gruppe 1 enthält die Alkalimetalle, Gruppe 2 die Erdalkalimetalle, Gruppe 17 die Halogene und Gruppe 18 die Edelgase. Grob gesagt enthalten die Gruppen auf der linken Seite des Periodensystems die Metalle und die auf der rechten Seite die Nichtmetalle; diese beiden Klassen treffen sich entlang einer Diagonale von Bor zu Polonium, die als Metalloide oder Halbmetalle bezeichnet werden, weil ihre Eigenschaften zwischen denen der Metalle und der Nichtmetalle liegen.

Ein einatomiges Ion ist ein geladenes Atom. Wenn ein Atom ein oder mehrere Elektronen zusätzlich erhält, wird es zu einem negativ geladenen Anion; wenn es ein oder mehrere Elektronen verliert, wird es zu einem positiv geladenen Kation. Die Ladungszahl eines Ions wird als Oxidationszahl des Elements in diesem Zustand bezeichnet (die Oxidationszahl von Magnesium in Mg²⁺ ist folglich +2 und die von Sauerstoff in O^2– ist –2). Es ist sinnvoll – wird aber nicht immer konsequent gemacht –, zwischen der Oxidationszahl und dem Oxidationszustand zu unterscheiden, der den physikalischen Zustand des Atoms mit der jeweiligen Oxidationszahl beschreibt. Die Oxidationszahl von Magnesium in Mg²⁺ ist folglich +2 und das Atom liegt dann im Oxidationszustand Mg²⁺ vor. Die Ionen, die typischerweise von den Elementen gebildet werden, sind charakteristisch für ihre Stellung im Periodensystem: Metallische Elemente verlieren typischerweise die Elektronen in ihrer Außenschale, bis sie die Elektronenkonfiguration des vorangehenden Edelgases erreichen, und bilden so Kationen. Nichtmetalle bilden meist Anionen, wobei sie so viele Elektronen in ihre Außenschale aufnehmen, dass sie die Elektronenkonfiguration des nachfolgenden Edelgases erreichen.